二、缓冲溶液汇.doc

一、缓冲溶液 一般水溶液,若受到酸,碱的作用,其PH值易发生明显变化,但是许多化学反应要求在一定的PH范围内才能进行,但是怎样才能维持PH不变呢?实践证明,弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐的混合液具有这种作用。 1、定义缓冲溶液：是一种能对溶液的酸度（即溶液中的H+离子浓度，常用pH值表示）起稳定（缓冲）作用的溶液。 2特点：如果向溶液中加入少量强酸或强碱，或者溶液中的化学反应产生了少量酸或碱，或者将溶液稍加稀释，缓冲溶液的都能使溶液的酸度基本上稳定不变。 二、缓冲作用的原理： 缓冲溶液一般是由浓度较大的弱酸及其盐或弱碱及其盐所组成，例如，HAc＋NaAc，NH3＋NH4Cl，NaHCO3＋Na2CO3等，并称之为缓冲对。 现以HAc和NaAc组成的缓冲溶液为例来说明缓冲作用的原理：在HAc和NaAc的混合溶液中，HAc是弱电解质而NaAc是强电解质，后者可完全解离，因而溶液中[HAc]和[Ac-]都较高。由于同离子效应，抑制了HAc的解离，而使[H+]较小。并且存在着HAC的电离平衡其反应式如下： NaAc??Na+＋Ac- Hac= H+＋Ac- 当在该溶液中加入少量强酸时，H+离子和Ac-离子结合成HAc分子，平衡向左移动，使溶液中[H+]不会显著地增大。如果加入少量强碱，H+离子便与OH-离子结合成H2O，使H+离子浓度降低，平衡向右移动，溶液中的HAc分子便解离出H+离子，以补偿H+的消耗，使[H+]保持稳定，因此pH值改变也不大。由于C（H+）=Ka(HAC)*C(HAC)/C(AC-) 当适当稀释此溶液时，c(HAC)、c(AC-)以同等倍数下降,此时PH不变，这就是缓冲溶液具有缓冲作用的原因。 三、缓冲溶液PH的计算：弱酸弱酸盐为例来说明其计算。在HAc＋NaAc溶液中的平衡是： HA = H+＋ A- 起始浓度： C（弱酸） 0 C（弱酸盐） 平衡浓度： C（弱酸）－[H+] [H+] C（弱酸盐）＋[H+] Ka＝C（H+）C（A-）/C（HA）＝（H+）（c（弱酸盐＋[H+]）/( c （弱酸）－[H+]) 因一般ca Ka，加之同离子效应，使HAc解离出的[H+]更小，故c （弱酸）－[H+]≈c （弱酸）,cs－[H+]≈cs，于是上式可写成： Ka＝[H+] C（弱酸盐）/ C（弱酸） [H+]＝Ka C（弱酸）/（弱酸盐） 两边取负对数，并令pH＝-lg[H+]，pKa＝-lgKa，得： pH＝pKa－lgC（弱酸）/C（弱酸盐）或pH＝pKa+lgC（弱酸盐）/C（弱酸） 上述两式就是弱酸弱酸盐缓冲体系的[H+]和pH值的计算公式。 对于碱性缓冲体系： [OH-]＝Kb C（弱碱）/C（弱碱盐） C（H+）=KW/(OH-)= KW/ Kb*（弱碱盐）/C（弱碱） pH＝PkW -pKa+lgC（弱碱）/C（弱碱盐） 四、缓冲溶液的选择： 缓冲溶液缓冲能力的大小取决于缓冲组分的浓度及其比值（ca/cs或cb/cs），理论上已证明，若缓冲组分的浓度较大，且缓冲组分的比值为1:1时，缓冲能力最大，从计算公式可见，这时： pOH＝pKb pH＝pKa 对任何缓冲体系，都有一个有效缓冲范围，该范围是： 弱酸及其弱酸盐体系： pH≈pKa±1 弱碱及其弱碱盐体系： pOH≈pKb±1 选择缓冲溶液体系时，要遵循的原则是： (1) 缓冲溶液不能欲控制pH值的溶液发生化学反应， (2) 所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围内。如果缓冲溶液是由弱酸及其弱酸盐组成的，则pKa值应尽量与所需控制的pH值一致，即pH≈pKa；如果由弱碱及其弱碱盐的，则pOH≈pKb。 (3) 缓冲组分的浓度应较大，且ca/cs或cb/cs的比值最好等于或接近于1。 由缓冲溶液pH值的计算可见，当把缓冲溶液稍加稀释时，由于ca/cs或cb/cs的比值不变，所以溶液的pH值亦基本不变。但如果稀释倍数太大，上述结论就不正确了，因为这时不能忽略水自身解离的影响。 缓冲溶液在各方面都有重要的用途，例如，金属电镀中需用缓冲溶液来控制pH值，人体血液中含有H2CO3－NaHCO3等缓冲对以维持其pH值恒定（pH＝7.40±0.05）。 复习题：欲配制250ml PH值为5.0的缓冲溶液，问在12.0 ml6.0MOL/LHAC溶液中应加入固体NaAC.3H2O多少克？